1.1反应热课件2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

人教版 · 化学 · 选择性必修一 第一章 化学反应的热效应 · 第一节 反应热 化学反应中的能量变化与定量描述 授课教师：_______许可哇_____　　授课班级：____高二 .4________ 01 反应热与焓变 P04 - 08 02 中和反应反应热的测定 P10 - 12 03 热化学方程式 P14 - 17 目录 CONTENTS 01 反应热与焓变 从放热、吸热现象出发，用焓变 ΔH 定量描述化学反应的能量变化 PART ONE 放热反应与吸热反应 01 反应热与焓变 放热反应 热量由化学能转化释放，体系温度升高 ① 燃料的燃烧 木炭、天然气、氢气的燃烧 ② 酸碱中和 盐酸与氢氧化钠溶液混合 ③ 金属与酸置换 锌粒投入稀硫酸，冒气泡放热 ④ 多数化合反应 如 CaO + H₂O = Ca(OH)₂ 吸热反应 吸收环境热量，体系温度降低 ① 多数分解反应 如 CaCO₃ 高温分解 ② C 还原 CO₂ C + CO₂ = 2CO（高温） ③ C 与水蒸气反应 C + H₂O(g) = CO + H₂（高温） ④ 铵盐与碱反应 Ba(OH)₂·8H₂O 与 NH₄Cl 搅拌吸热 结论 吸放热取决于反应物与生成物总能量的相对大小——化学能以热量形式释放或吸收，这是"反应热"概念的实验基础 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 04 反应热的概念与测定 01 反应热与焓变 反应热 REACTION HEAT 在恒温恒压条件下，化学反应过程中所吸收或放出的热量，称为反应热，用符号 Q 表示。 01 研究视角：能量守恒 反应物中贮存的化学能，在反应后以热量形式释放到环境，或由环境转移到生成物中 02 测定工具：量热计 利用量热计测量反应前后体系温度变化，由 Q = c·m·Δt 计算热量（c 比热容、m 体系质量、Δt 温度差） 03 关键条件：恒温恒压 恒温恒压条件下测得的反应热，在数值上等于体系的焓变 ΔH——这是下一页的核心概念 要点 量热计是定量测定反应热的基本工具，良好的保温与准确测温是实验成败的关键 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 05 焓变 ΔH：反应热的能量标度 01 反应热与焓变 生成物与反应物各自具有确定的焓（H），两者的差值就是焓变—— ΔH = H(生成物) − H(反应物) ΔH < 0　放热反应 生成物总能量低于反应物，多余能量以热量释放 ΔH > 0　吸热反应 生成物总能量高于反应物，需从环境吸收热量 单位：kJ/mol 焓变为负值表示放热，正值表示吸热，与符号一一对应 焓（H）是物质内能的体现，焓变是恒压条件下反应热的定量表达——它把"放热还是吸热"变成一个带正负号的数 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 06 能量变化图：一眼看出放热还是吸热 01 反应热与焓变 读图方法 只看"起点与终点"的高低：终点低 → 放热 ΔH＜0；终点高 → 吸热 ΔH＞0；曲线中间的峰形是反应要越过的能量障碍，不影响 ΔH 的判断 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 07 随堂练习：判断吸放热与 ΔH 符号 01 反应热与焓变 01 镁条在氧气中剧烈燃烧 放热 ΔH＜0 燃烧反应均放出热量 03 氢氧化钠溶液与盐酸混合 放热 ΔH＜0 酸碱中和总是放热的 02 CaCO₃ 高温分解为 CaO 和 CO₂ 吸热 ΔH＞0 持续加热才能维持分解 04 高温下 C 与 CO₂ 化合生成 CO 吸热 ΔH＞0 典型的高温吸热反应 速记 燃烧、中和、金属与酸、多数化合 → 放热；多数分解、C 的还原反应 → 吸热；最终以 ΔH 的正负号为准 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 08 02 中和反应反应热的测定 用简易量热计完成定量实验，在误差分析中体会"控制变量"的思想 PART TWO 实验装置：简易量热计 02 中和反应反应热的测定 试剂用量（一次中和热测定） 0.50 mol/L 盐酸 50 mL + 0.55 mol/L NaOH 溶液 50 mL（碱略过量，保证盐酸完全中和） ① 温度计水银球浸入液面以下，不碰杯底 ② 先分别测量酸、碱初始温度，要求一致 ③ 快速混合后上下搅动，记录最高温度 ④ 重复实验 2~3 次，取平均值减小误差 要点 体系保温越好、测温越准，测得的反应热越接近真实值 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 10 实验步骤与数据处理 02 中和反应反应热的测定 STEP 1 量取酸液 量取 50 mL 盐酸倒入小烧杯，测量并记录初始温度 t₁ → STEP 2 量取碱液 量取 50 mL NaOH 溶液，测初始温度并要求与酸液一致 → STEP 3 混合测温 碱液快速倒入、加盖搅动，记录体系最高温度 t₂ → STEP 4 计算焓变 由温升 Δt = t₂ − t₁ 计算放热 Q，再换算中和热 中和热计算式 ΔH = − Q / n(H₂O)　其中 Q = c·m·Δt 示例数据（c = 4.18 J/(g·℃)，m = 100 g，Δt = 3.4 ℃） ΔH ≈ −57.3 kJ/mol n(H₂O) 为生成水的物质的量：n(HCl) = 0.05 L × 0.50 mol/L = 0.025 mol，盐酸完全反应，故以生成 0.025 mol 水为基准换算 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 11 误差分析：为什么测得值总是偏小 02 中和反应反应热的测定 ① 量热计保温效果差 盖板不严、泡沫层缺失，部分热量散失到环境中 Δt 偏小 → 测定值偏小 ③ 读取最高温度不及时 混合后温度先升后降，错过峰值使 Δt 被低估 Δt 偏小 → 测定值偏小 ② 混合与搅动不充分 倒入缓慢或搅动不够，反应放热未充分集中于体系 Δt 偏小 → 测定值偏小 ④ 溶液用量与浓度不当 盐酸未完全被中和，或溶液总体积估算偏差过大 基准失真 → 结果不可靠 规律 本实验的典型误差几乎都使 |ΔH| 偏小——根源都是热量散失或温升被低估，而不是反应本身"少放了热" 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 12 03 热化学方程式 一个方程式同时表示物质变化与能量变化，是化学的"能量语言" PART THREE 热化学方程式：物质与能量的双重表达 03 热化学方程式 定义 标明了反应物、生成物的聚集状态，并标注了反应热 ΔH 的化学方程式 1 表示"什么变化"——反应物转化为生成物 2 表示"放热还是吸热"——ΔH 的正负与大小 3 把物质变化与能量变化一一对应地"锁死" 示例 · 氢气的燃烧（25 ℃，101 kPa） H₂(g) + ½O₂(g) = H₂O(l)　ΔH = −285.8 kJ/mol −285.8 kJ/mol ① 1 mol H₂(g) 与 ½ mol O₂(g) 完全反应，生成 1 mol H₂O(l) ② 全过程放出 285.8 kJ 热量，热量与物质的量一一对应 ③ ΔH 为负值，证实这是放热反应；若生成 H₂O(g) 数值将不同 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 14 热化学方程式的书写规则 03 热化学方程式 四要 正确写法的四个要素 ① 注明聚集状态 g 气 / l 液 / s 固 / aq 溶液 ② 标注 ΔH 符号 放热为"−"、吸热为"+",写在方程式右侧 ③ 写清单位 kJ/mol 对应"每摩尔反应"的焓变 ④ 计量数可用分数 如 ½O₂(g)，ΔH 与计量数同步对应 四忌 最常见丢分点 ① 忌漏注状态 写成 H₂ + O₂ = H₂O 不含状态即错 ② 忌符号颠倒 放热反应写成 ΔH＞0 ③ 忌漏写 /mol ΔH = −285.8 kJ 缺少"每摩尔"含义 ④ 忌忽略量的对应 计量数加倍，ΔH 数值同步加倍 检查口诀 先查状态、再查符号、后查单位——三查过关，热化学方程式才完整 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 15 典型例题：由实验数据写热化学方程式 03 热化学方程式 例题 热化学方程式的书写 25 ℃、101 kPa 条件下，0.5 mol CH₄ 完全燃烧生成 CO₂(g) 和 H₂O(l)，放出热量 445 kJ。请写出该燃烧反应的热化学方程式。 解题思路提示：先求"每摩尔"的放热量 → 定符号 → 组装方程式 注意：完全燃烧的产物是 CO₂(g) 与 H₂O(l)，状态不可漏标 ① 换算"每摩尔"：445 kJ ÷ 0.5 mol = 890 kJ/mol ② 放热反应 → ΔH 取负值，即 −890 kJ/mol ③ 按 1 mol CH₄ 组装计量数，注明各物质聚集状态与单位 答案 CH₄(g) + 2O₂(g) = CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH = −890 kJ/mol 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 16 课堂小结：一图串联"反应热" 本章知识框架 高频考点 ΔH 符号与吸放热判断 · 中和热测定误差分析 · 热化学方程式正误辨析与计算 反应热 · 选择性必修一 | 第一章 第一节 17 $